Эквиваленты окислителя и восстановителя
Лекция 7. Окислительно-восстановительные реакции
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Элемент, атомы которого отдают электроны, повышая свою степень окисления, называют восстановителем. Восстановитель вступает в реакцию окисления.
Элементы, атомы которого принимают электроны, снижая свою степень окисления, называют окислителем. Окислитель вступает в реакцию восстановления.
Металлы – типичные восстановители. Так как им энергетически более выгодно отдать свои 1, 2 или 3 валентные электрона. Так же к восстановителям относят вещества, содержащие атомы элемента с минимальным значением степени окисления (HCl-, H2S2-). Типичные окислители – неметаллы (самый сильный в природе F2), достраивающие свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов. Также к ним относят вещества, содержащие атомы элементов с максимальным значением степени окисления (HN+5O3, H2S+6O4).
Сущность процесса окисления-восстановления заключается в переносе электрона от одной реагирующей частицы к другой, в ходе которого восстановитель окисляется, а окислитель восстанавливается.
Mg + Cl2 = MgCl2
процесс окисления: Mg0 – 2ē = Mg2+
Mg – восстановитель
процесс восстановления: Cl20 + 2ē = 2Cl-
Cl2 – окислитель
Электроны в свободном состоянии не существуют сколько-нибудь длительное время, поэтому процесс окисления невозможен без одновременно с ним протекающего процесса восстановления.
|
|
|
Степень окисления – заряд, приписываемый атому данного элемента в предположении, что электронная плотность смещена в сторону более электроотрицательного атома.
Определение степеней окисления элементов
Для вычисления степени окисления используют следующие правила:
1. Степень окисления щелочных металлов равна +1, р-металлов 2 группы периодической системы Менделеева равна +2.
2. Степень окисления атомов в простых веществах равна 0.
О20, О30, N20, Cl20, F20
3. Водород в соединениях проявляет степень окисления +1; кроме гидридов активных металлов – NaH-, CaH2-, в которых его степень окисления равна -1.
4. Степень окисления кислорода в соединениях равна -2, кроме пероксида водорода, в котором она равна -1 (H2O2-1).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна 0.
Н3+1РхО4-2
3·(+1) + х + 4·(-2) = 0
х = +5
6. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в составе иона равна заряду иона.
(Cr2xO7-2)-2
2·x + 7·(-2) = -2
x = +6
Так как, в случае неорганических соединений, степень окисления вычисляется в предположении полного перехода валентных электронов, она не может быть дробной.
|
|
|
Виды окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции подразделяются на:
1) межмолекулярные (межатомные) – в них изменяются степени окисления атомов в разных по природе частицах.
Cl20 + H20 = 2H+Cl-
2) внутримолекулярные – изменяются степени окисления разных атомов, входящих в состав одной и той же молекулы.
2K+Cl+5O3-2 = 2K+Cl- + 3O20
3) диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – наблюдается одновременное изменение степени окисления одного и того же элемента.
3Cl20 + 6KOH = 5KCl- + KCl+5O3 + 3H2O.
Подбор коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях
При подборе коэффициентов должны соблюдаться законы сохранения масс и электронных зарядов:
1. следствие закона сохранения масс: число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым;
2. правило электронейтральности: общая сумма зарядов в обеих частях равенства должна быть одинакова;
3. правило эквивалентности: число электронов, отданных восстановителем, должно быть эквивалентно числу электронов, принятых окислителем.
Метод электронного баланса
1. Составляют схему реакции с указанием исходных веществ и продуктов реакции.
|
|
|
2. Находят элементы, атомы которых изменяют степени окисления.
3. Составляют электронную схему, разбивая единый процесс окисления-восстановления на два: окисление и восстановление.
4. В каждой строке электронной схемы уравнивают левые и правые части равенства по числу атомов и числу зарядов, используя в последнем случае электроны.
5. Находят коэффициенты для окислителя и восстановителя, используя правило эквивалентности.
6. Переносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение.
Пример.
1. Схема реакции
NH3 + O2 → N2 + H2O
2. Определяют атомы, изменяющие степени окисления
N-3H3+ + O20 → N20 + H2+O-2
3. Составляют электронные схемы
N-3 → N20
O20 → O-2
4. Уравнивают левую и правую части полуреакций
2N-3 – 6ē → N20
O20 + 4ē → 2O-2
5. Находят коэффициенты для окислителя и восстановителя
2N-3 – 6ē → N20 6 2 восстановитель, окисление
O20 + 4ē → 2O-2 4 12 3 окислитель, восстановление
6. Вносят полученные коэффициенты в молекулярное уравнение
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O.
Эквиваленты окислителя и восстановителя
Эквивалент окислителя (восстановителя) – реальная (условная) частица, соответствующая в данной реакции электрону.
|
|
|
Эквивалентная масса Мэ окислителя (восстановителя) – отношение молярной массы вещества к числу электронов, отданных или принятых в ходе данной реакции:
| (1) |
Для полуреакции Mg0 – 2ē = Mg2+
Для полуреакции Cl2 + 2ē = 2Cl-
Для полуреакции 2N-3 – 6ē → N20
Для полуреакции O20 + 4ē → 2O-2
Дата добавления: 2020-11-27; просмотров: 140; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!